Deber Intro Redox
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Oxidación y reducción
La corrosión del hierro y otros metales, como la corrosión en las terminales de una
batería de automóvil, es un proceso que todos conocemos. Lo que llamamos corrosión
Á Figura 4.11 Corrosión en las es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre el
terminales de una batería ocasionada
metal y alguna sustancia de su entorno. La producción de herrumbre implica la reac-
por la acción del ácido sulfúrico de la
batería sobre el metal. ción de oxígeno con hierro en presencia de agua. La corrosión que se muestra en la
figura 4.11 « es el resultado de la reacción entre el ácido de la batería (H2SO4) y
la abrazadera metálica.
Ejercicios con el CD-ROM
Reacciones de oxidación-
Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por ejemplo, los
reducción: parte I, Reacciones de ácidos atacan vigorosamente al calcio para formar iones calcio, (Ca2):
oxidación-reducción: parte II
(Oxidation-Reduction Reactions: Ca(s) + 2H + (ac) ¡ Ca 2+ (ac) + H 2(g) [4.23]
Part I, Oxidation-Reduction
Reactions: Part II) Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuan-
do pierde electrones), decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte de una sus-
tancia se denomina oxidación. Así, el calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre
oxidación) en la ecuación 4.23 y forma Ca2.
Empleamos el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo que se
estudiaron exhaustivamente fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccio-
nan directamente con oxígeno en aire para formar óxidos metálicos. En estas reac-
ciones, el metal pierde electrones que el oxígeno capta, y se forma un compuesto
iónico del ion metálico y el ion óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se ex-
pone al aire, la superficie metálica brillante del metal se opaca al formarse CaO:
Solución (a) Cuando está unido a un no metal, el hidrógeno tiene un número de oxidación de
1 (regla 3b). Dado que la molécula de H2S es neutra, la suma de los números de oxidación de-
be ser cero (regla 4). Sea x el número de oxidación de S: tenemos 2(1) 1 x 0. Por tanto, el S
tiene un número de oxidación de 2.
(b) Puesto que se trata de una forma elemental del azufre, el estado de oxidación del S es
de 0 (regla 1).
(c) Dado que se trata de un compuesto binario, cabe esperar que el Cl tenga un número de
oxidación de 1 (regla 3c). La suma de los números de oxidación debe ser cero (regla 4). Si de-
signamos con x el número de oxidación del azufre, tenemos x 2(1) 0. Por consiguiente, el
estado de oxidación del S debe ser 2.
(d) El sodio, un metal alcalino, siempre tiene el número de oxidación 1 en sus compues-
tos. El oxígeno suele tener un estado de oxidación de 2 (regla 3a). Si designamos con x el nú-
mero de oxidación del S, tenemos 2(1) x 3(2) 0. Por tanto, el número de oxidación del
S en este compuesto es de 4.
(e) El estado de oxidación del O es 2 (regla 3a). La suma de los números de oxidación es
igual a 2, la carga neta del ion SO42 (regla 4). Por tanto, tenemos x 4(2) 2. De esta re-
lación concluimos que el número de oxidación del S en este ion es 6.
Estos ejemplos ilustran el hecho de que el estado de oxidación de un elemento dado depen-
de del compuesto en el que aparece. Como vimos en este ejemplo, los números de oxidación del
azufre varían entre 2 y 6.
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Indique el estado de oxidación del elemento en negritas en cada uno de los siguientes: (a) P2O5;
(b) NaH; (c) Cr2O72; (d) SnBr4; (e) BaO2.
Respuestas: (a) 5; (b) 1; (c) 6; (d) 4; (e) 1
130 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones
Ni. Recuerde: siempre que alguna sustancia se oxida, alguna otra sustancia debe reducirse.